POLÄR KOVALENT BINDNING: EGENSKAPER OCH EXEMPEL - KEMI

En polär kovalent bindning är en som bildas mellan två kemiska element vars elektronegativitetsskillnad är betydande, men utan att närma sig en rent jonisk karaktär. Det är därför en stark mellanliggande interaktion mellan de apolära kovalenta bindningarna och de joniska bindningarna.

Det sägs vara kovalent eftersom det i teorin är en lika delning av ett elektroniskt par mellan de två bundna atomerna; det vill säga de två elektronerna delas lika. E-atomen donerar en elektron, medan · X bidrar med den andra elektronen för att bilda E: X eller EX-kovalent bindning.

I en polär kovalent bindning delas inte elektronparet lika. Källa: Gabriel Bolívar.

Men sett på bilden ovan är de två elektronerna inte belägna i centrum av E och X, vilket indikerar att de "cirkulerar" med samma frekvens mellan båda atomerna; de är snarare närmare X än E. Detta innebär att X har lockat paret av elektroner mot sig själv på grund av dess högre elektronegativitet.

Eftersom bindningens elektroner är närmare X än till E, skapas runt X ett område med hög elektrondensitet, 5-; medan i E en elektronfattig region, 6 +, visas. Därför har du en polarisering av elektriska laddningar: en polär kovalent bindning.

egenskaper

Grad av polaritet

Kovalenta bindningar är mycket rikliga i naturen. De finns i praktiskt taget alla heterogena molekyler och kemiska föreningar; eftersom det i slutändan bildas när två olika atomer E och X binder. Men det finns kovalenta bindningar mer polära än andra, och för att ta reda på det måste man ta till elektronegativiteter.

Ju mer elektronegativ X är, och desto mindre elektronegativ E är (elektropositiv), kommer den resulterande kovalenta bindningen att vara mer polär. Det konventionella sättet att uppskatta denna polaritet är genom formeln:

χ _X - χ _E

Var χ är elektronegativiteten för varje atom enligt Pauling-skalan.

Om denna subtraktion eller subtraktion har värden mellan 0,5 och 2, kommer det att vara en polär bindning. Därför är det möjligt att jämföra graden av polaritet mellan flera EX-länkar. Om det erhållna värdet är högre än 2, talar vi om en jonbindning, E ⁺ X ^- och inte E ^{5 +} -X ⁵ .

Polariteten för EX-bindningen är emellertid inte absolut utan beror på molekylomgivningen; det vill säga i en molekyl-EX-, där E och X bildar kovalenta bindningar med andra atomer, påverkar de senare direkt nämnda grad av polaritet.

Kemiska element som har sitt ursprung

Även om E och X kan vara vilket som helst element, orsakar inte alla dem polära kovalenta bindningar. Till exempel, om E är en mycket elektropositiv metall, såsom de alkaliska (Li, Na, K, Rb och Cs), och X en halogen (F, Cl, Br och I), tenderar de att bilda joniska föreningar (Na ⁺ Cl ^- ) och inte molekyler (Na-Cl).

Det är därför polära kovalenta bindningar vanligtvis finns mellan två icke-metalliska element; och i mindre grad mellan icke-metalliska element och vissa övergångsmetaller. När du tittar på p-blocket i det periodiska systemet har du många alternativ att bilda dessa typer av kemiska bindningar.

Polär och jonisk karaktär

I stora molekyler är det inte särskilt viktigt att tänka på hur polär en bindning är; Dessa är mycket kovalenta, och fördelningen av deras elektriska laddningar (där de elektronrika eller fattiga regionerna är) väcker mer uppmärksamhet än att definiera graden av kovalens för deras inre bindningar.

Emellertid med diatomiska eller små molekyler är nämnda polaritet E ^{5 +} -X ^5- ganska relativt.

Detta är inte ett problem med molekyler som bildas mellan icke-metalliska element; Men när övergångsmetaller eller metalloider deltar, talar vi inte längre bara om en polär kovalent bindning, utan om en kovalent bindning med en viss jonisk karaktär; och i fallet med övergångsmetaller, av en kovalent koordinationsbindning med tanke på dess natur.

Exempel på polär kovalent bindning

CO

Den kovalenta bindningen mellan kol och syre är polär, eftersom den förra är mindre elektro (χ _C = 2,55) än den andra (χ _O = 3,44). Därför, när vi tittar på CO, C = O eller CO ^- bindningar, kommer vi att veta att det är polära bindningar.

HX

Vätehalogenider, HX, är perfekta exempel för att förstå polär bindning i dina diatomiska molekyler. Genom att ta väteelektronegativiteten (χ _H = 2.2) kan vi uppskatta hur polära dessa halider är för varandra:

-HF (HF), χ _F (3,98) - χ _H (2,2) = 1,78

HCl (H-Cl), χ _Cl (3,16) - χ _H (2,2) = 0,96

-HBr (H-Br), χ _Br (2,96) - χ _H (2,2) = 0,76

-HI (HI), χ _I (2,66) - χ _H (2,2) = 0,46

Observera att enligt dessa beräkningar är HF-bindningen den mest polära av alla. Vad är dess joniska karaktär uttryckt i procent är en annan fråga. Detta resultat är inte förvånande eftersom fluor är det mest elektronegativa elementet av alla.

När elektronegativiteten faller från klor till jod blir H-Cl, H-Br och HI-bindningarna på samma sätt mindre polära. HI-bindningen bör vara icke-polär, men den är faktiskt polär och också mycket "spröd"; bryter lätt.

Åh

OH-polära bindningen är kanske den viktigaste av alla: tack vare den finns livet, eftersom det samarbetar med vattenets dipolmoment. Om vi uppskattar skillnaden mellan elektronegativiteten för syre och väten får vi:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Emellertid vattenmolekylen, H ₂ O, har två av dessa bindningar, HOH. Detta och molekylens vinkelgeometri och dess asymmetri gör den till en mycket polär förening.

NH

NH-bindningen finns i aminogrupperna av proteiner. Upprepa samma beräkning som vi har:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Detta återspeglar att NH-bindningen är mindre polär än OH (1,24) och FH (1,78).

Ful

Fe-O-bindningen är viktig eftersom dess oxider finns i järnmineraler. Låt oss se om det är mer polärt än HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Därför antas det med rätta att Fe-O-bindningen är mer polär än HO (1,24) -bindningen; eller vad är detsamma som att säga: Fe-O har en högre jonisk karaktär än HO.

Dessa beräkningar används för att räkna ut graderna av polaritet mellan olika länkar; men de är inte tillräckliga för att bestämma om en förening är jonisk, kovalent eller dess joniska karaktär.

referenser

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi . (Fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
Laura Nappi. (2019). Polära och icke-polära kovalenta obligationer: Definitioner och exempel. Studie. Återställd från: study.com
Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 september 2019). Polar Bond Definition och exempel (Polar Covalent Bond). Återställd från: thoughtco.com
Elsevier BV (2019). Polar kovalent bindning. Science. Återställd från: sciencedirect.com
Wikipedia. (2019). Kemisk polaritet. Återställd från: en.wikipedia.org
Anonym. (05 juni 2019). Egenskaper för polära kovalenta obligationer. Kemi LibreTexts. Återställd från: chem.libretexts.org

POLÄR KOVALENT BINDNING: EGENSKAPER OCH EXEMPEL - KEMI - 2026